Todo sobre la entalpía: definición, fórmulas, aplicaciones y ejemplos

La entalpía es una de esos conceptos que, aunque pueda sonar a algo lejano y exclusivamente reservado para las aulas de física o química, tiene una enorme importancia tanto en la ciencia como en multitud de aplicaciones cotidianas. Si alguna vez te has preguntado cómo circula el calor en un sistema cerrado, por qué funcionan los frigoríficos o de qué depende la energía que interviene en una reacción química, la entalpía tiene mucho que ver con todas estas cuestiones. En este artículo vamos a profundizar en todo lo relacionado con la entalpía, abordando su definición, fundamentos, fórmulas, aplicaciones, historia y su papel tanto en la física como en la química.

A lo largo de las siguientes secciones, descubrirás que la entalpía no es sólo un término académico, sino una herramienta que nos permite entender mejor los procesos de intercambio energético, los cambios de estado y las reacciones que nos rodean a diario. Además, analizaremos los diferentes tipos de entalpía, cómo se mide y para qué sirve distinguir entre entalpía de reacción, de formación o de combustión. Vamos allá con todo lo esencial (¡y mucho más!) sobre este concepto fundamental.

¿Qué es la entalpía?

La entalpía es una magnitud termodinámica que representa la cantidad de energía que un sistema puede intercambiar con su entorno, generalmente en forma de calor, cuando el proceso se realiza a presión constante. Se simboliza con la letra H y, en el Sistema Internacional de Unidades, se mide en julios (J). Para ponerlo en contexto, podemos imaginar la entalpía como una especie de ‘cuenta de energía’ que nos dice cuánto calor entra o sale de un sistema cuando realiza una transformación en condiciones de presión constante. Esta propiedad resulta especialmente útil porque en la naturaleza, la mayoría de los procesos ocurren a presión atmosférica más o menos constante, desde hervir agua en una olla hasta la combustión de la gasolina en un motor.

A diferencia de la energía interna, que también mide la energía total de un sistema, la entalpía incorpora no sólo la energía interna, sino también el trabajo realizado por el sistema debido a los cambios de volumen bajo presión. En pocas palabras, la entalpía contempla tanto la energía que ya está en el sistema como la que se necesita para ‘hacer sitio’ al sistema (expansión contra la presión del entorno).

A nivel más técnico, la entalpía se calcula como la suma de la energía interna (U) y el producto de la presión (p) y el volumen (V) del sistema, según la fórmula:

• H = U + p·V

Donde:

• H: entalpía (julios, J)
• U: energía interna (J)
• p: presión (pascales, Pa)
• V: volumen (metros cúbicos, m³)

La variación de entalpía (ΔH) entre dos estados de un sistema nos indica el calor intercambiado cuando el proceso se realiza a presión constante. Por eso, la entalpía es clave para entender cómo suceden las transformaciones energéticas en muchos contextos científicos, industriales y cotidianos.

Fundamentos: origen e historia de la entalpía

El concepto de entalpía es relativamente moderno y tiene sus raíces en el desarrollo de la termodinámica. Fue introducido en 1875 por el físico estadounidense Josiah Willard Gibbs, quien definió esta función de estado para describir el calor intercambiado a presión constante. Sin embargo, el término «entalpía» como tal fue acuñado en 1909 por Heike Kamerlingh Onnes, físico neerlandés célebre por descubrir la superconductividad y galardonado con el Premio Nobel de Física en 1913. La palabra proviene del griego, donde «en» significa «dentro de» y «thalpein» equivale a «calentar», lo que encaja perfectamente con la idea de energía interna más calor.

En español, se suele simbolizar con la letra H (inspirada por la inicial de «heat» en inglés, o también por la letra eta mayúscula griega, según algunas fuentes), y su utilidad radica en que es una función de estado. Esto quiere decir que su valor depende sólo de los estados inicial y final del sistema, sin importar el camino que se siga durante la transformación. Este detalle es esencial, porque nos permite simplificar el análisis de procesos complejos.

Por tanto, la entalpía se consolidó como herramienta fundamental en la termodinámica y la química a principios del siglo XX, y desde entonces se ha convertido en un pilar para el cálculo de transferencias de energía, ya sea en procesos industriales, investigación científica o aplicaciones domésticas.

¿Por qué es importante la entalpía?

La entalpía es el parámetro ideal para calcular el calor transferido en procesos que se realizan a presión constante, que, casualmente, son la mayoría de los que nos encontramos en la vida real. Desde la combustión de un combustible en un motor hasta los sistemas de climatización o las simples reacciones químicas en un laboratorio, la entalpía nos ayuda a saber si un proceso va a ser más bien absorbente de calor (endotérmico) o liberador de calor (exotérmico), y, en consecuencia, a controlar su eficiencia y seguridad.

Además, la entalpía es fundamental para entender cómo funcionan los ciclos de refrigeración, los cambios de estado (como la fusión o la vaporización) y las transformaciones químicas. Sin una herramienta como la entalpía, sería mucho más complicado realizar balances energéticos o comparar distintas alternativas tecnológicas, industriales o científicas.

Tipos de entalpía según el proceso

La entalpía puede manifestarse y medirse de distintas formas, dependiendo del tipo de proceso físico o químico en el que la analicemos. Los principales tipos son:

• Entalpía de formación: Es la variación de entalpía asociada a la formación de un mol de un compuesto a partir de sus elementos en su forma más estable, bajo condiciones estándar (generalmente 25°C y 1 atmósfera de presión). Por convención, la entalpía de formación de los elementos puros en estado estándar se toma como cero.
• Entalpía de descomposición: Es la energía implicada en la ruptura de una sustancia compleja en sustancias más simples.
• Entalpía de combustión: Representa la energía liberada o absorbida durante la quema de un mol de sustancia en presencia de oxígeno. Estas reacciones suelen ser muy exotérmicas.
• Entalpía de neutralización: Es la energía intercambiada cuando un ácido y una base se combinan para formar agua y una sal.
• Entalpía en fenómenos físicos: Como los cambios de estado (fusión, vaporización, sublimación, etc.), donde la entalpía nos indica el calor necesario o liberado en esos procesos.

Todos estos tipos de entalpía permiten calcular y comparar cómo se comportan distintas sustancias ante cambios físicos o reacciones químicas. Además, nos ayudan a entender por qué algunas reacciones son espontáneas y otras no, o por qué ciertos materiales son mejores para almacenar energía.

Fórmulas y relaciones matemáticas de la entalpía

La expresión fundamental de la entalpía es H = U + p·V, pero lo realmente útil es analizar cómo cambia la entalpía en una transformación, es decir, su variación (ΔH). Al realizar un proceso a presión constante, la variación de entalpía equivale al calor absorbido o liberado:

• ΔH = Q_p

Donde Q_p es el calor intercambiado a presión constante. Así,

• ΔH = H_final – H_inicial

En reacciones químicas, esta expresión permite calcular si las reacciones son endotérmicas (ΔH > 0, absorben calor) o exotérmicas (ΔH < 0, liberan calor).

Otra fórmula importante involucra la energía interna (U), el trabajo de expansión (p·ΔV) y el calor transferido:

• ΔH = ΔU + p·ΔV

Esta ecuación muestra que, cuando el trabajo realizado se debe exclusivamente a una variación de volumen bajo presión constante, la variación de entalpía refleja el calor total intercambiado.

En el caso particular de los gases ideales, se simplifica el análisis porque la presión y el volumen están directamente relacionados con la temperatura. Para reacciones químicas, la suma de las entalpías molares de los productos menos la suma de las entalpías molares de los reactivos permite determinar la entalpía de reacción, algo esencial para ingenieros, químicos y científicos.

Procesos endotérmicos y exotérmicos

La clasificación de los procesos en endotérmicos y exotérmicos es una de las utilidades más prácticas de la entalpía. Dependiendo de si el valor de ΔH es positivo o negativo, podemos saber si el sistema absorbe calor del entorno o, por el contrario, lo cede.

• Procesos endotérmicos: ΔH > 0. El sistema toma energía del medio ambiente. Por ejemplo, la evaporación del agua o la fusión del hielo requieren calor del entorno para producirse.
• Procesos exotérmicos: ΔH < 0. El sistema libera energía al entorno. La combustión de combustibles o la reacción entre ácido y base suelen ser exotérmicas.

Esta clasificación es fundamental para predecir el comportamiento y la espontaneidad de los procesos naturales y artificiales.

Ejemplos cotidianos y aplicaciones de la entalpía

El concepto de entalpía es fundamental no solo para los científicos, sino también en muchas aplicaciones de la vida diaria y en la industria. Aquí tienes algunos ejemplos de cómo se aplica la entalpía en la práctica:

• Refrigeradores y aire acondicionado: El funcionamiento de los sistemas de refrigeración se basa en ciclos termodinámicos donde un fluido absorbe y cede calor en distintas etapas. Durante la compresión, el fluido aumenta su entalpía; al evaporarse, absorbe calor del entorno (enfriando el interior del frigorífico o del climatizador).
• Cambios de estado: Cuando hervimos agua, parte de la energía empleada se dedica a aumentar la entalpía del agua líquida hasta convertirla en vapor. Lo mismo ocurre al derretir hielo: el calor absorbido se traduce en un aumento de entalpía.
• Combustión de combustibles: La gasolina, el gas o el carbón liberan cantidades enormes de energía durante la combustión, lo que se traduce en una gran variación de entalpía negativa (exotérmica).
• Reacciones químicas industriales: La síntesis de productos químicos, la fabricación de medicamentos o la producción de materiales dependen en gran medida del intercambio de entalpía entre reactivos y productos.

Estos ejemplos demuestran hasta qué punto la entalpía está presente en la vida cotidiana, y por qué es tan importante comprenderla y saber calcularla.

Cálculo experimental y medida de la entalpía

La entalpía total de un sistema no se puede medir directamente, pero su variación sí es accesible experimentalmente. Para ello, se utilizan técnicas calorimétricas, que permiten medir el calor absorbido o liberado en una reacción o proceso físico a presión constante. El aparato más común es el calorímetro, y en el caso de reacciones químicas, los datos obtenidos se ajustan para calcular la variación de entalpía.

En laboratorios y en la industria, se suelen tabular valores de entalpía estándar de reacción, formación y combustión para un gran número de sustancias químicas y compuestos. Estos datos permiten calcular la entalpía de cualquier reacción, sumando las entalpías de formación de los productos y restando la de los reactivos, de acuerdo a la ley de Hess.

Entalpía estándar y convenciones termodinámicas

En química y termodinámica, es habitual trabajar con valores de entalpía estándar, que se refieren a las variaciones de entalpía bajo unas condiciones controladas y aceptadas mundialmente como referencia. Estas condiciones estándar son:

• Temperatura: 25°C (298 K)
• Presión: 1 atmósfera (101 325 Pa, aunque en la actualidad se usa a veces 100 kPa por redondeo)
• Estado de agregación: forma más estable de cada sustancia a la temperatura y presión indicadas

La entalpía estándar de formación (ΔHº_f) de un compuesto es la variación de entalpía cuando se forma un mol del compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar. Por convención, la entalpía de formación de los elementos en su estado más estable (como O₂(g), Cl₂(g), Na(s)) siempre se toma como cero, lo que facilita elegir un punto de referencia común para todos los cálculos. Así, por ejemplo, la formación de agua líquida a partir de hidrógeno y oxígeno tendría un valor de ΔHº_f negativo.

Ejemplo práctico: El ciclo de refrigeración

Entender la entalpía se vuelve mucho más sencillo con un ejemplo práctico: el ciclo de un frigorífico. Imagina que tienes un refrigerador doméstico con un circuito cerrado por donde circula un gas refrigerante. El ciclo consta de varias etapas:

• El compresor: El gas refrigerante entra al compresor, donde se comprime a alta presión. Su temperatura y su entalpía aumentan.
• El condensador: El gas caliente pasa por un serpentín donde se enfría, cediendo calor al ambiente exterior. Aquí el gas se condensa y pasa a estado líquido, perdiendo parte de su entalpía.
• La válvula de expansión: El líquido a alta presión atraviesa una válvula, donde la presión desciende bruscamente y el refrigerante se expande, enfriándose aún más.
• El evaporador: El líquido frío entra en el serpentín del interior del frigorífico. Al absorber el calor de los alimentos, el refrigerante se evapora, aumentando su entalpía y enfriando el interior.

Este ciclo se repite constantemente y es un ejemplo perfecto de cómo la entalpía permite cuantificar y optimizar la transferencia de calor en sistemas cerrados.

Entalpía y entropía: ¿en qué se diferencian?

Es frecuente confundir la entalpía con otro concepto también esencial en la termodinámica: la entropía. Aunque están relacionados, no significan lo mismo. La entropía mide el grado de desorden o aleatoriedad de un sistema y está relacionada con la irreversibilidad de los procesos. Por el contrario, la entalpía mide el calor intercambiado en un proceso a presión constante.

Ambos conceptos se relacionan en el Segundo Principio de la Termodinámica y resultan imprescindibles a la hora de determinar la dirección y la espontaneidad de las reacciones químicas. En general, cuanto mayor es la entropía de un sistema, menos entalpía queda disponible para intercambiar, y viceversa. Por tanto, en el equilibrio, la entropía alcanza su máximo y la entalpía su mínimo, lo que proporciona una visión global de cómo evolucionan los sistemas naturales.

Tablas de entalpías de formación de compuestos comunes

Para facilitar el cálculo de reacciones químicas, los manuales y bases de datos incluyen tablas de entalpía estándar de formación de distintos compuestos. Aquí tienes algunos ejemplos típicos (a 25ºC y 1 atm):

Compuesto	Estado	Fórmula	ΔHºf (kJ/mol)
Amoníaco	Gas	NH₃	-46,1
Carbonato de sodio	Sólido	Na₂CO₃	-1131
Cloruro de sodio	Sólido	NaCl	-411,12
Hidróxido de sodio	Sólido	NaOH	-426,7
Ácido sulfúrico	Líquido	H₂SO₄	-814
Dióxido de carbono	Gas	CO₂	-393,5
Agua	Líquido	H₂O	-285,8
Agua	Vapor	H₂O	-241,8

La entalpía de formación varía según el estado físico del compuesto, por lo que siempre hay que consultar la tabla relevante y comprobar en qué condiciones estándar está medida. Además, la entalpía de formación de los elementos en su estado más estable (como O₂(g), Cl₂(g), Na(s)) se toma como cero, facilitando así los cálculos de reacciones.

Cambios de entalpía con la temperatura: ley de Kirchhoff

La variación de la entalpía con la temperatura está determinada por la capacidad calorífica a presión constante (C_p). La ley de Kirchhoff permite calcular cómo cambia la entalpía de una reacción cuando la temperatura varía:

• ΔH(T₂) = ΔH(T₁) + (T₂ – T₁) × ΔC_p

Dicha capacidad calorífica representa cuánto calor se necesita para aumentar en un grado Celsius la temperatura de un mol de sustancia, a presión constante. Así, si conocemos el valor de ΔC_p de la reacción, podemos ajustar la entalpía de reacción a cualquier temperatura de interés.

La entalpía de combustión: energía en reacciones orgánicas

Una aplicación práctica y fundamental de la entalpía es el cálculo de la energía liberada en la combustión de sustancias orgánicas, como hidrocarburos o alcoholes. Las combustiones son siempre muy exotérmicas y su entalpía se puede consultar en tablas estandarizadas. Por ejemplo, la combustión completa de metano con oxígeno produce dióxido de carbono y agua, liberando una gran cantidad de energía útil:

• CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l), ΔHº_c = -890,3 kJ/mol

Estos datos son fundamentales en el diseño de motores, calderas y centrales eléctricas, ya que permiten calcular con precisión la cantidad de energía que se puede obtener de un determinado combustible.

Entalpía de reacción y ley de Hess

La ley de Hess es una de las aplicaciones más prácticas de la entalpía en química. Esta ley establece que la variación de entalpía de una reacción global es igual a la suma de las entalpías de las etapas individuales en que puede dividirse la reacción. Gracias a la ley de Hess, es posible calcular entalpías de reacciones complejas a partir de otras más sencillas, sumando y restando los valores tabulados de entalpía de formación para reactivos y productos.

La ecuación general es:

• ΔHº_r = ΣΔHº_f productos – ΣΔHº_f reactivos

De este modo, aunque no dispongamos del dato experimental de una reacción química específica, podemos deducirlo fácilmente a partir de los valores tabulados de otras reacciones.

La entalpía en magnetohidrodinámica y otros campos avanzados

Más allá de su papel clave en la química y la física clásicas, la entalpía también tiene aplicaciones en campos avanzados como la magnetohidrodinámica (MHD). En la MHD, las diferencias de entalpía se aprovechan para generar electricidad a partir del movimiento de un fluido conductor en presencia de campos magnéticos intensos. La cogeneración demuestra el potencial de la entalpía en el desarrollo de tecnologías limpias y renovables, y cómo su estudio puede integrarse en las energías del futuro.

Además, la entalpía es fundamental en meteorología, ingeniería química, geología y biología, siempre que se requieren cálculos de balances energéticos o se trabaja con sistemas complejos y abiertos.

La cogeneración